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Hinweis:
Dieses Protokoll stammt von der Seite www.chids.de (Chemie in der Schule).
Dort können unterschiedliche Materialien für den Schulunterricht heruntergeladen werden, unter anderem hunderte von Experimentalvorträgen so wie der vorliegende:
http://online-media.unimarburg.de/chemie/chids/veranstaltungen/uebungen_experimentalvortrag.html
Philipps-Universität Marburg
Fachbereich Chemie
Übungen im Experimentalvortrag
Leitung: Prof. Dr. B. Neumüller, Dr. P. Reiß
Protokoll zum Experimentalvortrag
„Kochsalz
Chemie, Eigenschaften und Bedeutung“
Vortrag vom 12.01.2006
erstellt und vorgelegt von:
Andrea Bontjer
Am Zehntenstein 3
65549 Limburg
Inhalt
1. Einleitung
2
2. Was ist Kochsalz?
4
3. Chemie und Struktur
7
4. Bedeutung und Verwendung des Kochsalzes im Laufe der
9
Geschichte
4.1 In vorindustrieller Zeit
9
4.2 Beginn der Industrialisierung
11
4.3 Aktuelle Bedeutung
12
5. Kochsalzgewinnung
15
6. Funktionen des Kochsalzes im menschlichen Körper
17
7. Schulrelevanz des Themas
19
8. Literatur
19
1
1. Einleitung
„Salz ist unter allen Edelsteinen, die uns die Erde schenkt, der Kostbarste.“, sagte
Justus von Liebig über das eigentlich doch eher alltägliche Kochsalz. Und auch Cassiodor, ein römischer Staatsmann aus dem 6. Jahrhundert, meinte: „Auf Gold kann
man verzichten, nicht aber auf Salz.“
Kochsalz wurde lange als das „weiße Gold“ bezeichnet, denn es war bis ins 19.
Jahrhundert ein wertvolles und knappes Gut. Städte mit Salzvorkommen waren mit
Macht und Wohlstand ausgestattet und noch heute erkennt man die „Salzstädte“ an
ihren Namen, die die Wortteile „Salz“ oder „Hall“ (von keltisch hal: Salz) enthalten,
z.B. Halle, Bad Reichenhall, Salzburg oder Hallstatt. Auch unser etwas altmodisches
Wort für Lohn/ Gehalt „Salär“ lässt sich vom Salz ableiten: Früher wurde römischen
Legionären ein Teil ihres Soldes in Form von Salzgeld (salarium) ausgezahlt.
Der Salzhandel war lange Zeit ein wichtiger Motor für die Wirtschaft. Es wurden
Salzstraßen angelegt, auf denen das Salz z.B. von Halle nach Köln oder von Bad
Reichenhall über München nach Augsburg transportiert wurde. Auch internationaler
Salzhandel wurde betrieben: So wurde Meersalz vom Mittelmeer ins ferne Asien,
Persien und Arabien exportiert.
Wie alle knappen Ressourcen war auch das Kochsalz früher heftig umkämpft und es
wurden sogar Salzkriege geführt – z.B. im 17. Jahrhundert der Salzkrieg Salzburgs
gegen Bayern. Bereits im 13. Jahrhundert wurden an den Salzabbaustätten Befestigungsanlagen gebaut, um sie vor Raub zu schützen.
Auch wenn die Verwendung des Kochsalzes heute eine andere ist als zu früheren
Zeiten und auch wenn es heute durch verbesserte Abbaumöglichkeiten in ausreichendem Maße zur Verfügung steht, ist die Bedeutung des Kochsalz in Alltag und
Industrie nach wie vor groß. Deshalb soll ein Schwerpunkt des Vortrages auf der Bedeutung und Verwendung des Kochsalzes im Laufe der Geschichte liegen. Auch die
Kochsalzgewinnung und die Funktionen des Natriumchlorids im menschlichen Körper
sollen behandelt werden. Zunächst soll aber auf die Chemie und Struktur des Natriumchlorids eingegangen werden.
2
2. Was ist Kochsalz?
Der chemische Name des Kochsalzes, im alltäglichen Sprachgebrauch oft auch nur
als Salz bezeichnet, ist Natriumchlorid, die Summenformel lautet NaCl. Tatsächlich
kann es aus den Elementen Natrium und Chlor dargestellt werden, was im ersten
Versuch gezeigt werden soll.
Versuch 1: Darstellung von Natriumchlorid aus den Elementen
Geräte: Küchenmesser, Krepppapier, Pinzette, kleines Reagenzglas mit passender
Reagenzglasklammer, Filmdöschen mit passendem Gummistopfen, Kanülen, Einmalspritzen (20 ml, 10 ml), Bunsenbrenner, Hammer o.ä., 2 Reagenzgläser, Pipetten, Blumenspritze
Chemikalien: Natrium, Kaliumpermanganat KMnO4, Salzsäure HCl(aq) (w = 0,35), Silbernitratlösung AgNO3(aq) (w = 0,01), Salpetersäure HNO3(aq) (w = 0,65), Natriumcarbonat Na2CO3, Aktivkohleadsorber (Spritze ohne Kolben, gefüllt mit Glaswolle und
gekörnter Aktivkohle)
Durchführung: Zunächst wird das Chlorgas hergestellt (um evt. austretendes Chlorgas niederzuschlagen, bereitet man eine Blumenspritze mit gesättigter Natriumcarbonatlösung vor). Dazu gibt man eine Spatelspitze Kaliumpermanganat in das Filmdöschen und verschließt dieses mit dem Gummistopfen, durch den man zwei Kanülen gesteckt hat. In die eine Kanüle steckt man die 20 ml-Spritze, deren Kolben man
vorher eingefettet hat, damit dieser gut beweglich ist. In die zweite Kanüle steckt man
die 10 ml-Spritze, in die man 2 ml Salzsäure eingezogen hat (danach Spitze gut abwischen). Dann tropft man langsam die Salzsäure in das Filmdöschen. Es folgt eine
Gasentwicklung im Filmdöschen. Das entstehende Chlorgas drückt sich in die leere
Spritze, so dass 20 ml Chlorgas aufgefangen werden. Dann entfernt man die Spritze
und steckt eine neue, verschlossene Kanüle auf die Spritze. Das Chlorgas lässt sich
so mehrere Stunden bis zur Verwendung lagern. Auf die Kanüle im Gummistopfen
steckt man den Kohleadsorber, um nicht benötigtes Chlorgas aufzufangen.
Zur Natriumchloriddarstellung entrindet man ein kleines Stück Natrium, so dass ein
etwa reiskorngroßes Stück Natrium erhalten wird. Dieses gibt man in das kleine Re3
agenzglas und schmilzt es über der Bunsenbrennerflamme. Dann drückt man das
Chlorgas aus der Spritze mit Kanüle in das Reagenzglas hinein. Sobald es zu einem
intensiven Leuchten kommt, nimmt man das Reagenzglas aus der Flamme. Wenn
die Reaktion abgeklungen ist, legt man das Reagenzglas zwischen zwei Schichten
Krepppapier und zerschlägt es vorsichtig. Man gibt ein Stückchen Glas, an dem die
entstandene weiße Substanz haftet, in ein Reagenzglas mit entionisiertem Wasser.
Die Substanz löst sich auf und die Lösung wird in ein zweites Reagenzglas abdekantiert. Dann prüft man auf Chloridionen: Die Lösung wird mit wenig Salpetersäure angesäuert und mit einigen Tropfen Silbernitratlösung versetzt. Es fällt ein weißer Niederschlag aus, der auf Chloridionen hinweist.
Auswertung:
Natrium und Chlor reagieren unter Wärme- und Lichtentwicklung zu Natriumchlorid. Es wird also ein großer Energiebetrag dabei frei.
Na( s)  1/ 2 Cl2( g) 
NaCl( s) G  0


Dies deutet darauf hin, dass die entstehende Verbindung sehr energiearm und daher sehr stabil ist.
Wie in der Versuchsbeschreibung zu sehen, muss
jedoch zunächst Energie aufgebracht werden, um
die Reaktion zu starten.
Abb. 1: Reaktion von Natrium und
Chlor (Aufbau entspricht nicht dem
im Versuch) (aus:
www.theochem.uni-duisburg.de)
Energetisch kann die Reaktion und die Bildung des festen Ionenkristalls folgendermaßen beschrieben werden:
Es muss Energie aufgebracht werden, um das feste Natriummetallgitter zu zerstören
und einzelne, gasförmige Na-Atome zu erhalten (Sublimationsenergie) und um die
Chlormoleküle zu spalten (Dissoziationsenergie). Die Na-Atome geben unter Zufuhr
von Energie (Ionisierungsenergie) je ein Atom an die Chloratome ab, die das Elektron unter Energieabgabe aufnehmen (Elektronenaffinität). Es entstehen also Natrium- und Chlorid-Ionen. Bildet sich schließlich aus den entstandenen Ionen ein festes
Ionengitter wird Energie (Gitterenergie) frei, dessen Wert höher ist als die Summe
der vorher zugeführten Energiebeträge.
Der reale Vorgang der Bildung eines Ionenkristalls aus den Elementen stimmt in seiner zeitlichen Abfolge nicht mit den hier beschriebenen Schritten überein. Bei ener4
getischen Betrachtungen ist aber der Weg, auf dem man vom Ausgangs- zum Endzustand gelangt, ohne Bedeutung.
Die Energiebeträge sind folgendem Schema zu entnehmen:
Gitterenergie
Na+(g)
Cl-(g)
+
-787 kJ/mol
496
kJ/mol
Ionisierungsenergie
Na(g)
Sublimationsenthalpie
Elektronenaffinität
+
108
kJ/mol
-349
kJ/mol
Cl(g) 121
kJ/mol
Halbe Dissoziationsenthalpie
Standardbildungsenthalpie
Na(s)
+
½ Cl2(g)
NaCl(s)
- 411 kJ/mol
Abb. 2: Born-Haber-Kreisprozess für Natriumchlorid
Die freiwerdende Gitterenergie ist für die Wärme- und Lichtentwicklung bei der NaClSynthese verantwortlich. Sie führt zur Bildung eines energiearmen und damit stabilen
Ionenkristalls. Die Triebkraft für die Reaktion ist die Bildung stabiler Ionenkristalle und
nicht die Tendenz zur Erreichung der Edelgaskonfiguration. Der Kristall wird durch
starke elektrostatische Kräfte (Coulombkraft) zusammen gehalten. Zum Auflösen der
Kristallstruktur sind hohe Energiebeträge nötig. Der Schmelzpunkt des Natriumchlorids beträgt ca. 800°C.
Als Beweis, dass sich tatsächlich Ionen gebildet haben, wurde Chlorid nachgewiesen. Dieses fällt in salpetersaurer Lösung mit Silbernitrat zum schwerlöslichen Silberchlorid aus, das als weißer Niederschlag sichtbar ist:
Ag ( aq )  Cl ( aq ) 
 AgCl( s)


5
3. Chemie und Struktur des Natriumchlorids
Natriumchlorid bildet ein Ionengitter, dessen
Plätze von den negativ geladenen Chlorid- und
den positiv geladenen Natrium-Ionen eingenommen werden. Jedes Chlorid-Ion ist dabei
oktaedrisch von sechs Natrium-Ionen umgeben
und umgekehrt. Die Koordinationszahl beträgt
Abb. 3: Elementarzelle des Natriumchlorids
(aus: www.theochem.uni-duisburg.de)
für beide Ionenarten also sechs.
Die Anionen bilden eine dichtgepacktes kubisch-flächenzentriertes Gitter, die Kationen füllen dabei die Oktaederlücken auf. Umgekehrt bilden auch die NatriumKationen ein kubisch-flächenzentriertes Gitter, dessen Oktaederlücken durch ChloridAnionen aufgefüllt werden.
Beim kubisch-flächenzentrierten Kristallgitter sind acht Atome
(bzw. hier Ionen) so angeordnet, dass sie die Ecken eines
Würfels bilden. Zusätzlich sind insgesamt sechs weitere Atome
mittig auf den Würfelflächen so angeordnet, dass bei Verbindung dieser ein Oktaeder entsteht. Im Zentrum dieses OktaeAbb. 4: Kubischflächenzentriertes Gitter
(aus: www.wikipedia.org)
ders befindet sich das Ion des Bindungspartners.
Die Chlorid-Ionen sind etwa doppelt so groß wie die
.
Natrium-Ionen.
Chlorid-Ion
Natrium-Ion
Abb. 5: Struktur des NaCl unter Berücksichtigung der Ionenradien (aus: www.quarks.de)
Wie oben beschrieben sind zum Aufbrechen der Kristallstruktur hohe Energiemengen
nötig. Im täglichen Leben hat aber jeder die Erfahrung gemacht, dass die Salzkristalle leicht zerstörbar sind, indem man sie in Wasser gibt - sie lösen sich auf. Warum
ist dies auch ohne Energiezufuhr von außen möglich?
Gibt man Kochsalz in Wasser, lösen sich die Kristalle auf, sie dissoziieren zu Ionen:
6
H2O
Na  Cl ( s ) 
 Na  ( aq )  Cl ( aq )
Beim Lösevorgang lagern sich Wassermoleküle mit
den entgegengesetzt geladenen Enden des Wasserdipols um die Ionen an, die Ionen werden hydratisiert. Dabei wird Hydratationsenthalpie frei, die die
Energie zum Aufbrechen der Ionenbindung liefert.
Abb. 6: Lösevorgang eines Ionengitters
(aus: www.chempage.de)
Anmerkung: Die Abbildung entspricht nicht ganz den wirklichen Verhältnissen in der
Lösung, obschon dies in den Lehrbüchern meist so dargestellt wird. Die NatriumIonen sind oktaedrisch von sechs Wassermolekülen umgeben, wobei sich kovalente
Bindungen mit ionischem Anteil ausbilden, während die Wassermoleküle um die
Chlorid-Ionen durch Wasserstoffbrücken angelagert sind.
Der Lösevorgang ist auch umkehrbar, das heißt, dass aus einer Salzlösung durch
Wasserentzug (Verdunstung) wieder Kristalle entstehen können:
Demonstration 1: Kristallbildung aus einer gesättigten Kochsalzlösung
Geräte: 250 ml-Becherglas, Glasstab, Faden oder Kordel
Chemikalien: gesättigte Natriumchloridlösung
Durchführung: In das zur Hälfte mit NaCl-Lösung gefüllte Becherglas lässt man einen
Faden, der am Glasstab befestigt ist, reinhängen. Nach einigen Tagen beginnen am
Faden außerhalb der Lösung NaCl-Kristalle zu wachsen.
Auswertung: Die Kochsalzlösung wird von dem Faden wie von einem Docht aufgesogen. Das Wasser verdunstet, die Lösung wird übersättigt und Kristallbildung tritt
ein.
Ob eine Kochsalzlösung den elektrischen Strom leitet, soll im nächsten Versuch geklärt werden.
7
Versuch 2: Leitfähigkeit einer Natriumchloridlösung
Geräte: Wechselstromquelle, Steckkabel, Amperemeter, 2 Graphitelektroden mit
Klemmen, kleines Becherglas, Glasstab, Hebebühne, Stativmaterial
Chemikalien: entionisiertes Wasser, Natriumchlorid NaCl
Durchführung: Man füllt das Becherglas mit ca. 50 ml entionisiertem Wasser und befestigt die Elektroden so am Stativ, dass sie in das Wasser ragen. Dann legt man
eine Wechselspannung von etwa 5 V an. Das Amperemeter (Messbereich 3 A)
schlägt nicht aus, das heißt, dass keine elektrische Leitfähigkeit messbar ist. Man
schaltet die Stromquelle ab und gibt einen großen Spatel NaCl in das Wasser und
rührt bis es sich löst. Wieder legt man eine Spannung an. Diesmal zeigt das Amperemeter eine Stromstärke von etwa 2 A an, die Natriumchloridlösung leitet also
den elektrischen Strom.
Auswertung: Im entionisierten Wasser liegen durch die geringe Eigendissoziation des
Wassers nur wenige H3O+- und OH- -Ionen vor. Deshalb leitet entionisiertes Wasser
den elektrischen Strom kaum (die geringe Leitfähigkeit ist mit den hier verwendeten
Geräten nicht messbar, weshalb es zu keinem Ausschlag kommt).
In der Natriumchloridlösung liegen die Ionen hydratisiert vor und können als bewegliche Ladungsträger fungieren. Legt man eine Spannung an, wandern die Ionen (von
griech. ion: der Wanderer) zu den Elektroden: die Kationen zur Kathode, die Anionen
die Anode. Dort nehmen sie ein Elektron auf bzw. geben eines ab. Auf diese Weise
leiten sie Elektronen durch die Lösung von einer Elektrode zur anderen und halten so
den Stromfluss aufrecht. Die Kochsalzlösung leitet also den elektrischen Strom.
Auch eine NaCl-Schmelze leitet den elektrischen Strom, da in der Schmelze das Ionengitter zerstört ist und die Ionen frei beweglich vorliegen.
4. Bedeutung des Kochsalzes im Laufe der Geschichte
4.1 Vorindustrielle Zeit
In vorindustrieller Zeit wurde das Kochsalz zum Würzen von Speisen und – noch
wichtiger – zum Konservieren von Lebensmitteln wie Fleisch, Fisch und Gemüse
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verwendet: „Bey dem Einsalzen bestreut man den einzusalzenden Körper mit Salz,
welches sich dann in den wässrigen Theilen desselben auflöst und ihn durchdringt,
oder man legt ihn in Salzlösung, von der er auf ähnliche Art durchdrungen wird, und
dann weit weniger freywilliger Zersetzung unterworfen ist.“, schrieb J.C. Leuchs in
„Die Lehre der Aufbewahrung und Erhaltung aller Körper“ aus dem Jahr 1820. Aber
natürlich war dieser Effekt auch schon sehr viel früher bekannt. Die Konservierung
besteht in erster Linie darin, dass durch das Salz bzw. durch eine konzentrierte Salzlösung das Wasser aus den Bakterienzellen, die die Lebensmittel angreifen und zu
ihrem Verderb führen können, heraustritt und diese dadurch absterben. Dies lässt
sich anhand eines einfachen Modellversuchs zeigen:
Demonstration 2: Osmotische Aktivität einer Kochsalzlösung
Geräte: Becherglas, Schweinedarm, Bindfaden
Chemikalien: Leitungswasser, gesättigte Natriumchloridlösung
Durchführung: Ein Stück Schweinedarm wird mit Leitungswasser gefüllt und an beiden Enden mit Bindfaden fest zugebunden. Dann legt man ihn in die Kochsalzlösung. Man sieht, dass das Wasser aus dem Darm in die Salzlösung fließt (Schlierenbildung). Nach einiger Zeit (1-2 Stunden) ist das Wasser aus dem Darm weitgehend
heraus diffundiert.
Auswertung: Das Wasser strömt zu der Lösung mit der höheren Salzkonzentration,
die „Bakterienzelle“ verliert Wasser. Dieses Phänomen bezeichnet man als Osmose.
Sie ist definiert als einseitig gerichtete Diffusion eines Lösungsmittels durch eine selektiv permeable Membran (für Wasser durchlässig, für Salz-Ionen undurchlässig).
Dabei wird immer ein Konzentrationsausgleich angestrebt.
9
Im U-Rohr befindet sich links von der Membran eine
schwach konzentrierte Lösung, rechts davon eine
stark konzentrierte Lösung. Ein Angleichen der Konzentrationen ist nur möglich, indem das Lösungsmittel in die konzentrierte Lösung diffundiert. Dadurch
nimmt das Volumen der zuvor stärker konzentrierten
Abb. 7: Osmose
(aus:www.ustboniface.mb.ca,
verändert)
Lösung zu, das der zuvor schwächer konzentrierten
Lösung ab.
Dies geschieht so lange bis sich die Konzentrationen angeglichen haben. Dieser
Prozess läuft freiwillig ab, man bezeichnet ihn als passiven Transport. Die Triebkraft
der Diffusion ist die Zunahme der Entropie. Die Steighöhe in den beiden Schenkeln
des U-Rohres unterscheidet sich. Durch die Gewichtskraft baut sich bei zunehmender Höhendifferenz ein hydrostatischer Druck auf, der schließlich ein weiteres Eindiffundieren von Lösungsmittel verhindert. Diese Druckdifferenz bezeichnet man als
osmotischen Druck.
4.2 Beginn der Industrialisierung
Mit Beginn der Industrialisierung war das Salz als Konservierungsmittel immer noch
sehr wichtig, aber es kam eine neue, für die sich entwickelnde chemische Industrie
viel bedeutendere Verwendung hinzu: Die Synthese von Soda (Natriumcarbonat) aus
Kochsalz. Die Soda wurde in großen Mengen zur Herstellung von Seife und Glas
benötigt und hatte deshalb eine Schlüsselfunktion in der damaligen Zeit inne. So
stellte Justus von Liebig um 1850 fest: „Die Fabrikation der Soda aus gewöhnlichem
Kochsalz kann als Grundlage des außerordentlichen Aufschwunges betrachtet werden, welche die moderne Industrie nach allen Richtungen genommen hat.“ Die historische Synthese der Soda aus Kochsalz erfolgte über ein Zwischenprodukt, das Natriumsulfat: Natriumchlorid  Natriumsulfat  Natriumcarbonat.
Versuch 3: Darstellung von Natriumsulfat
Geräte: Reagenzglas, Reagenzglashalter, Pipette, pH-Papier
Chemikalien: Natriumchlorid NaCl, Schwefelsäure H2SO4(konz.)
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Durchführung: Man gibt etwas Natriumchlorid in das Reagenzglas und gibt einige
Tropfen konz. Schwefelsäure dazu. Es setzt eine heftige Gasentwicklung ein. Hält
man ein angefeuchtetes pH-Papier über die Reagenzglasöffnung, färbt es sich rot.
Auswertung: Beim dem entstandenen Gas handelt es sich um HCl-Gas, das mit
Wasser sauer reagiert. Die Reaktion verläuft nach der folgenden Gleichung:
2 NaCl( s)  H2SO4(l) 
 Na 2SO4( solv )  HCl( g)


Das hier entstandene Natriumsulfat lässt sich im Rahmen des Vortrages nicht nachweisen. Durch das HCl-Gas lässt sich aber darauf schließen, dass die Reaktion so
abgelaufen ist.
Das Verfahren zur Herstellung von Natriumsulfat wurde von Johann Rudolf Glauber
(1604-1670) entwickelt.
In der historischen Synthese wurde das gewonnene Natriumsulfat mithilfe des Leblanc-Verfahren (1790 von Nicolas Leblanc entwickelt) zum Natriumcarbonat, der
Soda:

Na 2SO4( s )  CaCO3( s )  2 C( s ) 
Na 2CO3 ( s )  CaS( s )  CO2( g)
Problematisch waren bei diesem Verfahren der hohe Energieverbrauch und das Auftreten von Calciumsulfid, das deponiert wurde und dann bei Wasserzufuhr das giftige
H2S entwickelte. Das Leblanc-Verfahren wird deshalb heute nicht mehr angewandt.
4.3 Aktuelle Bedeutung
Auch heute hat das Kochsalz, neben seiner Verwendung als Speisesalz, viele Einsatzmöglichkeiten: in der Medizin (Herstellung physiologischer Kochsalzlösung), als
Streusalz und zur Wasserenthärtung (Ionenaustauscherregenerierung, z.B. in Spülmaschinen). In der chemischen Industrie wird es bei der Darstellung von Natriumcarbonat (Soda) und Natriumhydrogencarbonat und von Chlor und Natronlauge benötigt, die jeweils wichtige Ausgangsstoffe für weitere Produkte sind:
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Glas
Farbstoffe
Desinfektionsmittel
Natriumcarbonat
Chlor
Wasch- und Reinigungsmittel
Feuerlöschpulver
Wasseraufbereitung
Kunststoffe
Lösungsmittel
Backpulver
Reinigungsmittel
Seife
Natriumhydrogenkarbonat
Tierfutter
Natronlauge
Papier
Abb. 8: Verwendungsmöglichkeiten von Natriumcarbonat, Natriumhydrogencarbonat, Chlor und Natronlauge
Zur Darstellung von Natriumcarbonat wird heute das Solvay-Verfahren angewendet,
bei dem Ammoniak und Kohlendioxid in eine Kochsalzlösung geleitet werden. Das
relativ schwerlösliche Natriumhydrogencarbonat fällt dabei aus. NaHCO 3 wird bei
200°C erhitzt, wobei Natriumcarbonat entsteht. Das Kohlendioxid wird wieder dem
Prozess zugeführt.
NaCl( aq )  H2O  NH 3( g)  CO2( g) 
 NaHCO 3 ( aq )  NH 4 Cl( aq )


2 NaHCO 3( s ) 
Na 2 CO3( s )  H2 O( g)  CO2( g)
Die beiden anderen Produkte, Chlor und Natronlauge, werden beide bei der Elektrolyse von wässriger NaCl-Lösung gewonnen. Die Gesamtgleichung lautet:
2 NaCl(aq)  2 H2O  2 NaOH(aq)  H2( g)  Cl2( g)
H   224 kJ / mol
Versuch 4: Darstellung von Chlor und Natronlauge durch Elektrolyse einer Natriumchloridlösung
Geräte: U-Rohr aus Glas, Eisenelektrode, Graphitelektrode, Krokodilklemmen,
Steckkabel, Gleichstromquelle, Pinzette, Stativmaterial, Kaliumiodid-Stärke-Papier
Chemikalien: gesättigte Natriumchloridlösung NaCl(aq), Phenolphthaleinlösung
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Durchführung: Das U-Rohr wird mit der gesättigten NaCl-Lösung, der man etwas
Phenolphthaleinlösung als Indikator zugibt, gefüllt. In die eine Öffnung des U-Rohrs
ragt die Eisen-, in die andere Öffnung die Graphitelektrode. Dann legt man eine
Spannung von 5 Volt an. Bald setzt an beiden Elektroden eine Gasentwicklung ein.
Die Lösung im Kathodenraum (Eisenelektrode) färbt sich rot. Das Gas, das an der
Graphitelektrode aufsteigt, färbt ein angefeuchtetes Kaliumiodid-Stärke-Papier blau.
Auswertung:
Abb. 9: Elektrolyse von Natriumchloridlösung
Die Eisenelektrode ist die Kathode. An ihr wird Wasserstoff abgeschieden. Dieser
bildet sich durch Reduktion aus H3O+-Ionen:
2 H3O  ( aq )  2 e   H2 ( g)  2 H2O
Die H3O+-Ionen stammen aus der Eigendissoziation des Wassers:
2 H2 O
H3 O  ( aq )  OH  ( aq )
Dadurch, dass die H3O+-Ionen dem Gleichgewicht entzogen werden, verschiebt sich
das Gleichgewicht nach rechts, die Konzentration der OH - - Ionen nimmt zu, es bildet
sich Natronlauge (Natriumionen sind bereits in der NaCl-Lösung enthalten). Die Natronlauge (bzw. die basische Reaktion) wird mit Phenolphthalein nachgewiesen. Es
kommt zu einer Rotfärbung.
An der Graphitelektrode, der Anode, werden Chlorid-Ionen zu Chlor oxidiert, das als
Gas entweicht.
2 Cl ( aq )  Cl2 ( g)  2 e 
Der Nachweis von Chlor wird mit Kaliumiodid-Stärke-Papier durchgeführt. Chlor oxidiert das Iodid zu Iod. Dieses bildet mit der Stärke eine blaue Einschlussverbindung.
Warum scheidet sich an der Kathode kein Natrium ab, sondern Wasserstoff? Dies ist
auf die hohe Abscheidungsspannung für Natrium an einer Eisenelektrode zurückzu-
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führen. Wasserstoff hat eine wesentlich niedrigere Abscheidungsspannung und wird
deshalb gebildet.
In der Technik werden drei Verfahren zur Darstellung von Chlor und Natronlauge
durch Elektrolyse angewandt: Amalgam, Diaphragma- und Membranverfahren.
Beim Amalgamverfahren wird anstelle einer Eisenelektrode eine Quecksilberelektrode verwendet, an der sich bei der Elektrolyse Natrium abscheidet. Im Gegensatz zur
Eisenelektrode bildet sich hier an der Kathode also Natrium und kein Wasserstoff.
Die Abscheidungsspannung für Natrium ist hier geringer als für Wasserstoff. Das
Natrium löst sich im Quecksilber und bildet ein Amalgam.
Das Amalgam wird in hochreines Wasser
geleitet, wo das Natrium mit dem Wasser
reagiert und Natronlauge bildet:
2 Na( s)  2 H2O  2 NaOH(aq)  H2( g)
Der Vorteil des Verfahrens ist, dass reine,
50%ige Natronlauge erhalten wird. Der Einsatz des giftigen Quecksilbers ist jedoch
nachteilig.
Abb. 10: Amalgamverfahren
Das Diaphragmaverfahren ähnelt dem Aufbau im obigen Versuch, die Elektrodenräume sind durch eine ionendurchlässige Membran aus Keramik oder Asbest getrennt. Der Nachteil dieses Verfahren ist, dass eine nur 5%ige Natronlauge erhalten
wird, die mit NaCl verunreinigt ist.
Eine reine, wenn auch nicht sehr hochprozentige Natronlauge erhält man durch das
Membranverfahren, bei dem eine kationendurchlässige Membran verwendet wird. In
den Kathodenraum wird entionisiertes Wasser gefüllt, durch die Membran können
nur die Natrium-Ionen, nicht die Chlorid-Ionen aus dem Anodenraum. Da das Membranverfahren den geringsten Energieverbrauch von den drei Verfahren ausweist, wird
es heute bevorzugt angewendet.
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5. Gewinnung von Kochsalz
Das Salzwasser der Meere ist Ursprung aller Salzvorkommen. Meerwasser enthält
3,5% Natriumchlorid, das, wenn das Wasser verdunstet, auskristallisiert. Im Handel
befindlich sind drei verschiedene Salzsorten, auf deren Gewinnung im Folgenden
eingegangen werden soll: Meersalz, Steinsalz und Siedesalz.
Zur Gewinnung von Meersalz wird das Meerwasser durch Pumpen oder den Tidenhub in spezielle Becken (Meeressalinen oder Salzgärten) befördert, wo das Wasser
verdunstet und das Salz (NaCl mit geringen Mengen anderer Salze wie KCl, MgCl 2
und MgSO4) auskristallisiert. Dies wird, wegen des trockenen und warmen Klimas,
v.a. im Mittelmeerraum und an anderen südlichen Küsten durchgeführt. Der Anteil
des Meersalzes an der Weltproduktion beträgt 30%.
Das Steinsalz entstand vor 100-200 Mio. Jahren durch Verdunstung der Meere. Da
auch im Bereich des heutigen Festlandes in Mitteleuropa zu Urzeiten Meere vorhanden waren, finden sich hier heute riesige Vorkommen an Steinsalz. Bei der Verdunstung der Meere (oder Meeresabschnitte, die durch sogenannte Barren vom offenen
Wasser abgetrennt waren) setzten sich zunächst schwerlösliche Salze wie Kalk (CaCO3) und Gips (MgSO4) ab. Dann wurde das Natriumchlorid und schließlich
leichter lösliche Kalisalze abgelagert. Darüber wurden verschiedene Erd- und Gesteinsschichten abgelagert, so dass die heutigen Steinsalzvorkommen in
70-1000 m Tiefe liegen.
Abb. 11: Entstehung der Steinsalzvorkommen (aus: Noll 1998/1)
Abgebaut wird das Steinsalz untertage, beispielsweise im Kammerverfahren. Dabei
wird eine Hauptförderstrecke in den Salzstock gegraben, von der aus rechts und
links mehrere Meter breite und ca. 20 m hohe Kammern ausgebaggert werden. Zwischen den Kammern bleiben Reste als Stabilisierung des Kammersystems stehen.
Das Siedesalz stellt ebenfalls Steinsalz dar. Zur Gewinnung wird ein Steinsalzvorkommen angebohrt und es wird Wasser hineingepumpt, wobei sich eine gesättigte
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Sole bildet, die an die Erdoberfläche gepumpt wird. Die Sole lässt man eindampfen
und trocknen und man gewinnt schließlich das trockene Siedesalz.
Wird das Salz als Speisesalz verwendet, wird es gereinigt und meist von Begleitsalzen befreit. Oft werden Zusatzstoffe zugegeben: z.B. Kaliumiodat (jodiertes Speisesalz), Kaliumfluorid und Folsäure als Nahrungsergänzungsmittel, Natriumnitrit zur
Herstellung von Pökelsalz oder Natriumferrocyanid (E 535) als Antiklumpmittel und
Rieselhilfe.
Weltweit werden jährlich etwa 215 Mio. t Kochsalz gefördert, in Deutschland sind es
ca. 15 Mio. t (davon 90% Steinsalz und 10% Siedesalz). Nur 3% des Kochsalzes
werden als Speisesalz verwendet, der größte Teil findet Anwendung in der chemischen Industrie. Die Vorräte in deutschen Salzlagerstätten sind praktisch unbegrenzt.
Industriesalz
80%
Auftausalz
12%
Speisesalz
3%
Gewerbesalz
5%
Abb. 12: Verwendung von Kochsalz
6. Funktionen des Kochsalz im menschlichen Körper
Im menschlichen Körper sind etwa 200 g Natriumchlorid gespeichert. Täglich werden
über den Harn und den Schweiß etwa 3 g Natriumchlorid ausgeschieden, die über
die Nahrung wieder zugeführt werden müssen. Zum „Detektieren“ des Kochsalzes in
der Nahrung gibt es spezielle Geschmackspapillen auf der Zunge für den Geschmack „salzig“.
Das Natriumchlorid hat verschiedene Funktionen im Körper: Die Natriumionen sind
an der Regulation des Wasserhaushaltes, der Reizleitung in den Nervenzellen und
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am Knochenaufbau beteiligt. Die Chloridionen dienen der Produktion der Magensäure (HCl(aq)).
Natriumchlorid ist in unterschiedlichen Mengen in den Lebensmitteln enthalten. Natürliche, unverarbeitete Lebensmittel wie Obst, Gemüse, Kartoffeln und Reis enthalten kaum Natriumchlorid, während es in zum Teil großen Mengen in Wurst, Käse,
Fischkonserven und Brot eingesetzt wird. Es dient als Geschmacksverstärker, Konservierungsmittel oder zur Verbesserung der Backeigenschaften.
Lebensmittel (je 100 g)
Salzgehalt
Matjeshering
6,3 g
Schinken
5,0 g
Gouda
2,0 g
Bockwurst
1,7 g
Brötchen
1,25 g
Huhn
0,2 g
Reis
0,02 g
Joghurt
0,06 g
Kartoffeln
0,05 g
Feldsalat
0,01 g
Apfel
0,002 g
Tab. 1: Kochsalzgehalt in Lebensmitteln
Versuch 5: Nachweis von Natrium und Chlorid in Lebensmitteln
Geräte: Reagenzgläser, Pipetten, Porzellanschalen
Chemikalien: Brot, Wurst, entionisiertes Wasser, Salpetersäure HNO 3(aq) (w = 0,65),
Silbernitratlösung AgNO3aq (w = 0,01 ), Methanol
Durchführung: Zum Chloridnachweis gibt man etwas Brot bzw. Wurst in entionisiertes
Wasser und lässt dies einige Minuten stehen. Man dekantiert die entstandene Lösung in ein Reagenzglas, säuert mit Salpetersäure an und gibt einige Tropfen Silbernitratlösung hinzu. Es fällt ein weißer Niederschlag aus, der auf Chloridionen hinweist.
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Zum Natriumnachweis gibt man etwas Brot bzw. Wurst mit 1-2 ml Methanol in eine
Porzellanschale und entzündet den Methanol. Dieser brennt mit einer gelben Flamme, was auf das Vorhandensein von Natriumionen hinweist.
Auswertung: Sowohl Brot als auch Wurst enthalten Natrium- und Chlorid-Ionen.
Die Chlorid-Ionen werden durch den Silberchloridniederschlag nachgewiesen (s.
Versuch 1), die Natrium-Ionen durch die Gelbfärbung der Methanolflamme.
7. Schulrelevanz des Themas „Kochsalz“
Das Thema Kochsalz kann im Chemieunterricht in den Jahrgangsstufen 9 und/ oder
10 behandelt werden. Der hessische Lehrplan für Gymnasien sieht für die 9. Jahrgangsstufe die Elementgruppen (hier: Alkalimetalle und Halogene), den Salzbegriff,
sowie die Leitfähigkeit und die Elektrolyse vor. Fakultativ können Salzlagerstätten
und Nachweisreaktionen behandelt werden. In Klasse 10 werden Ionenbindung, Ionenbildung, Salzbildung und die Versalzung von Böden durchgenommen.
Als außerschulischer Lernort kann ein Salzbergwerk oder ein Salzmuseum besucht
werden.
Auch für den fächerübergreifenden Unterricht ist das Thema Kochsalz geeignet. So
kann im Biologieunterricht die Physiologie und der Geschmacksinn durchgenommen
werden. Auch die Anpassung von Tieren und Pflanzen an einen salzreichen Lebensraum ist im Lehrplan vorgesehen. In Erdkunde wären die Bodenversalzung durch
Bewässerung, Salzwüsten und die Entstehung von Salzstöcken zur Bearbeitung geeignet. Der Salzhandel und die Salzkriege können im Geschichtsunterricht thematisiert werden. Und schließlich kann im Physikunterricht erörtert werden, ob Salzstöcke
als Lagerstätten für radioaktiven Abfall geeignet sind.
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http://schulen.eduhi.at/chemie/chlor1.htm#NaCl (Versuchsanleitung NaCl-Darstellung
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